نظرية برونستد لوري للاحماض والقواعد

ما هي نظرية برونستد لوري

نظرية برونستد – لوري وتسمى أيضًا بنظرية البروتون للأحماض والقواعد، وهي نظرية تم تقديمها بشكل مستقل في عام 1923 من قبل العالم الكيميائي الدنماركي يوهانس نيكولاس برونستد والكيميائي الإنجليزي توماس مارتن لوري، وتشير النظرية إلى أن أي مركب يمكنه نقل البروتون إلى أي مركب آخر فهو حمض، وإن والمركب الذي يقبل البروتون هو قاعدة، وإن البروتون هو جسيم نووي له وحدة شحنة كهربائية موجبة يمثله الرمز H + لأنه يشكل نواة ذرة الهيدروجين، وفقًا لمخطط برونستيد – لوري فإن يمكن للمادة أن تعمل كحامض فقط في وجود قاعدة  بالمثل، يمكن للمادة أن تعمل كقاعدة فقط في وجود حمض.

ولكن عندما تفقد مادة حمضية بروتونًا فإنها تشكل قاعدة تسمى القاعدة المرافقة للحمض، وعندما تكتسب المادة الأساسية بروتونًا فإنها تشكل حمضًا يسمى الحمض المترافق للقاعدة وبالتالي يمكن تمثيل التفاعل بين مادة حمضية مثل حمض الهيدروكلوريك ومادة أساسية، تعمل نظرية نظرية برونستد – لوري على زيادة عدد المركبات التي تعتبر أحماض وقواعد ليس فقط الجزيئات المحايدة على سبيل المثال (أحماض الكبريتيك والنتريك والأسيتيك ، وهيدروكسيدات الفلزات القلوية) ولكن أيضًا بعض الذرات والجزيئات الموجبة والسالبة الشحنات الكهربائية (الكاتيونات والأنيونات)، يعتبر أيون الأمونيوم و أيون الهيدرونيوم وبعض الكاتيونات المعدنية المائية أحماض، وتعتبر أيونات الأسيتات والفوسفات والكربونات والكبريتيد والهالوجين قواعد،

NH


3


(



g



) + HCl(



g



)→NH


4


Cl(



s



)

قوة الحمض ونظرية برونستد لوري

الحمض القوي هو نوع ينفصل تمامًا في الأيونات المكونة له في المحلول المائي، حمض النيتريك مثال من الأحماض القوية وينفصل بالكامل في الماء لتكوين الهيدرونيوم  +H3O و النترات -NO3  والأيونات بعد حدوث التفاعل  لاتقوم بالفصل جزيئات في المحلول.

ولكن السؤال الشائع لهذه النظرية هو متى تعرف أن المادة حامضًا قويًا أم ضعيفًا؟ والإجابة على هذا السؤال هي أنه لا يوجد سوى عدد قليل من الأحماض القوية ومعظم المواد الأخرى تعتبرحمضًا ضعيفًا ولكن بمجرد أن تتعرف على الأحماض القوية الشائعة، فيمكننا بسهولة تحديد كل من الأحماض الضعيفة والقوية في مشاكل الكيمياء.[1]

الأحماض القوية الشائعة

• حامض الهيدروكلوريك Hydrochloric acid   (HCl)
• حمض الهيدروبروميك Hydrobromic acid  (
  
  $\text{HBr)}$
  
• حامض الكبريتيك   (H2SO4)  Sulfuric acid
• حمض الهيدرويوديك  Hydroiodic acid    (
  
  $\text{HI)}$
  
• حمض النيتريك     Nitric acid     (HNO3)
• حمض البيركلوريك Perchloric acid (HClO4)

ما هي الأحماض والقواعد

• 
  الحمض:
  
  هو أي مادة تحتوي على الهيدروجين وتكون قادرة على التبرع ببروتون ويكون (أيون الهيدروجين) لمادة أخرى، و للتعرف على المواد الحمضية فيتم التعرف عليها من خلال طعمها الحامض، الحمض هو في الأساس جزء يمكنه التبرع ب أيون H +، و من المعروف أن الأحماض تتحول ورقة عباد الشمس إلى اللون الأزرق .
• 
  القاعدة :
  
  عبارة عن جزيء أو أيون قادر على قبول أيون الهيدروجين من حمض، تتميز القواعد بطعم مر وملمس زلق ويشار ايضاً إلى أن القاعدة التي يمكن إذابتها في الماء باسم (القلوي)، عندما تتفاعل هذه المواد كيميائيًا مع الأحماض فإنها تنتج الأملاح، و من المعروف أن القواعد تتحول ورقة عباد الشمس من اللون الأحمر إلى الأزرق.

خواص الأحماض والقواعد

خصائص الأحماض

• هم موصلات جيدة للكهرباء.
• تكون قيم الأس الهيدروجيني دائمًا أقل من 7.
• عندما تتفاعل مع المعادن، تنتج هذه المواد غاز الهيدروجين.
• الأحماض مواد ذات مذاق حامض.
• أمثلة: حامض الكبريتيك [H2SO4] ، حمض الهيدروكلوريك [HCl] ، حمض الخليك [CH3COOH].

خصائص القواعد

هناك بعض الخصائص المميزة، مثل الطعم المر وهو موجود لجميع القواعد، القواعد تبدو ذات ملمس زلق، عند غمرها في الماء  تقوم القواعد بتوصيل الكهرباء لأنها تتكون من جزيئات مشحونة في المحلول.

• تطلق هذه المواد أيونات الهيدروكسيد (OH- أيونات) عندما تذوب في الماء.
• تعمل القواعد في محاليلها المائية كموصلات جيدة للكهرباء.
• دائمًا ما تكون قيم الأس الهيدروجيني المقابلة للقواعد أكبر من 7.
• القواعد عبارة عن مواد ذات مذاق مر ولها القدرة على تحويل ورق عباد الشمس الأحمر إلى اللون الأزرق.
• أمثلة: هيدروكسيد الصوديوم [NaOH] ، حليب المغنيسيا [Mg (OH) 2] ، هيدروكسيد الكالسيوم [Ca (OH) 2].

مفهوم أرهينيوس للأحماض والقواعد

لقد عرف العالم السويدي (سفانت أوجست أرينيوس) الأحماض بأنها مواد تزيد من تركيز أيون H + للماء عندما تذوب فيه وتستمر هذه البروتونات في تكوين أيونات الهيدرونيوم (H3O +) من خلال الاندماج مع جزيئات الماء،

تعريف الحمض والقاعدة حسب أرهينيوس

ينص على أن القواعد هي “المواد التي عند إذابتها في الماء تزيد من تركيز أيونات الهيدروكسيد فيها”، ولكن تتمثل إحدى مزايا هذه النظرية في أنها تشرح بنجاح التفاعل بين الأحماض والقواعد التي تنتج الأملاح والماء، ولكن أن أحد القيود المهمة لتعريفات أرهينيوس للأحماض والقواعد في أنه يفشل في تفسير كيف تشكل المواد التي تفتقر إلى أيونات الهيدروكسيد محاليل أساسية عند إذابتها في الماء، مثل NO2 و F.

مفهوم لويس للأحماض والقواعد

ينص نظرية لويس للحمض أن كل نوع يحمل زوجًا منفردًا من الإلكترونات، وبالتالي يمكن أن يعمل كمانع لزوج الإلكترون، لا تتضمن هذه النظرية ذرة الهيدروجين في تعريفها للأحماض والقواعد، فإن أحماض لويس محبة للكهرباء بطبيعتها بينما تكون قواعد لويس من صفاتها أنها محبة للنووية، من المزايا البارزة لهذا المفهوم أنه يمكن تعريف العديد من المركبات على أنها أحماض أو قواعد،  ومع ذلك فإنه يقدم القليل من التبصر في قوة هذه الأحماض والقواعد، ومن عيوب هذه النظرية أنها تفشل في تفسير التفاعلات الحمضية القاعدية التي لا تنطوي على تكوين رابطة تساهمية إحداثي.

• أمثلة على أحماض لويس: Cu2 + و BF3 و Fe3 +.
• أمثلة على قواعد لويس: F- و NH3 و C2H4 (الإيثيلين).

استخدامات الأحماض والقواعد

استخدامات الأحماض

• حمض الستريك (ملح الليمون) وهو يعتبر جزء من الأحماض التي يتكون منها عصير الليمون وعصير البرتقال لذلك يعتبر من الأحماض اللاذعة، وهو يتم استخدامه في حفظ الأطعمة.
• الخل وهو يعتبر جزء من محلول مخفف من حمض الأسيتيك ويستخدم في العديد من التطبيقات المنزلية، ولكنه من الأحماض التي تستخدم كمادة حافظة للاطعمة.
• حمض الكبريتيك وهو حمض يستخدم في البطاريات، تحتوي البطاريات على هذا الحمض لتشغيل محركات السيارات.
• حمض النيتريك وحمض الكبريتيك وهو حمض يستخدم فى الدهانات والأسمدة والإنتاج الصناعي للمتفجرات ويدخل ايضاً في صناعة الأصباغ.
• حمض الفوسفوريك هو يستخدم كعنصر أساسي في صناعة العديد من المشروبات الغازية.

استخدامات القواعد

• هيدروكسيد الصوديوم له استخدمات عديدة مثل الورق و تصنيع الصابون وايضاً من استخداماته أنه يدخل في صناعة مادة الريوان.
• هيدروكسيد الكالسيوم أو مايعرف بالجير المطفأ Ca (OH) 2، يستخدم في الزخرفة المصنوعة منه و الخلطات الجافة المستخدمة في الطلاء.
• هيدروكسيد المغنيسيوم أو المعروف باسم حليب المغنيسيا، فهو يستخدم بشكل شائع في أدوية معروفة كملين، و أيضاً هو يقلل من الحموضة الزائدة في المعدة.[2]